I ich pochodne. Wszystkie inne substancje są nieorganiczne.
Klasyfikacja substancji nieorganicznych
Substancje nieorganiczne według ich składu dzielą się na proste i złożone.
Substancje proste składają się z atomów jednego pierwiastka chemicznego i dzielą się na metale, niemetale, gazy szlachetne. Związki składają się z atomów różnych pierwiastków, które są ze sobą związane chemicznie.
Złożone substancje nieorganiczne dzielą się ze względu na skład i właściwości na następujące główne klasy: tlenki, zasady, kwasy, wodorotlenki amfoteryczne, sole.
Treść lekcji podsumowanie lekcji rama pomocnicza prezentacja lekcji metody akceleracyjne technologie interaktywne Ćwiczyć zadania i ćwiczenia samoocena warsztaty, ćwiczenia, przypadki, questy praca domowa dyskusja pytania pytania retoryczne od uczniów Ilustracje pliki audio, wideo i multimedia fotografie, obrazki grafika, tabele, schematy humor, anegdoty, dowcipy, komiksy przypowieści, powiedzonka, krzyżówki, cytaty Dodatki streszczenia artykuły żetony dla dociekliwych ściągawki podręczniki podstawowy i dodatkowy słowniczek terminów inne Ulepszanie podręczników i lekcjipoprawianie błędów w podręczniku aktualizacja fragmentu w podręczniku elementy innowacji na lekcji zastępowanie przestarzałej wiedzy nową Tylko dla nauczycieli doskonałe lekcje plan kalendarza na rok zalecenia metodyczne programu dyskusji Zintegrowane lekcje3. Klasyfikacja związków nieorganicznych
Podczas klasyfikacji należy ściśle przestrzegać znaków, na których jest przeprowadzana. Najprostszym znakiem jest kompozycja - atomowa lub elementarna. W zależności od składu atomowego można wyróżnić jedno-, dwu- itd. atomowy (odpowiednio He; N 2 i CO; O 3 i NO 2 itd.). Ten sam skład pierwiastkowy: jednoelementowy (He, N 2); dwuelementowy (CO, CO 2) itp. Ponadto - według nazwy (typu) jednego z pierwiastków lub rodników tworzących szereg związków: tlenki, siarczki, wodorotlenki, siarczany itp.
Ze względu na cechy funkcjonalne związki nieorganiczne dzielą się na klasy w zależności od charakterystycznych funkcji, jakie pełnią w reakcjach chemicznych. Na przykład szeroko stosowana jest klasyfikacja kwasowo-zasadowa związana z teorią kwasów i zasad Arrheniusa. W tej teorii kwas jest substancją, która po zdysocjowaniu w wodzie tworzy jony i aniony H +, zasada jest substancją, która tworzy jony i kationy OH, a gdy kwas i zasada oddziałują, powstaje sól i woda. Zatem zgodnie z tą teorią wyróżnia się trzy grupy substancji.
Zgodnie z tą samą teorią wszelkie złożone substancje mogą mieć właściwości kwasowe, zasadowe lub amfoteryczne.
Właściwości kwasowe wykazuje substancję, jeśli po rozpuszczeniu w wodzie tworzy kwas, aw reakcjach z innymi substancjami oddaje H +, tworzy anion i dodaje kation.
Podstawowe właściwości są przeciwieństwem kwasów.
amfoteryczność - przejaw przeciwnych właściwości tej samej substancji (w tym przypadku zarówno kwasowej, jak i zasadowej).
Jako przykłady podajemy na tej podstawie klasyfikację tlenków, wodorotlenków i fluorków.
Substancje złożone
(nieorganiczny)
tlenkiSole kwasów zasadowych
tlenki - Są to złożone substancje, które zawierają atomy tlenu i jakiś inny pierwiastek ( mi X O Y). Stopień utlenienia tlenu w tlenkach to - 2. Na przykład Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (W); CgO - tlenek chromu (II) lub tlenek chromu (+2).
Zgodnie z właściwościami chemicznymi wyróżnia się tlenki:
TLENKI
zasadowe kwasy amfoteryczne
tworzą metale Al 2 O 3, BeO, ZnO, PbO, niemetal-
(MgO; CrO; CuO i inne) Cr 2 O 3, SnO, SnO 2, GeO, mi i metale w
w stepie utleniać. +1, +2GeO 2, Sb 2 O 3, MnO 2 i inne wyższe. krok. utlenianie.
(CO 2 ; P 2 O 5 ; Mn 2 O 7 .)
Główny tlenki to te, które w reakcji z kwasami tworzą kation w składzie soli i wody. Związki tych tlenków z wodą są klasyfikowane jako zasady (na przykład tlenek Na2O odpowiada zasadowemu NaOH).
Kwaśny tlenki to te, które w reakcji z zasadami tworzą anion w składzie soli i wody. Związki tych tlenków z wodą są klasyfikowane jako kwasy (na przykład tlenek P 2 O 5 odpowiada kwasowi H 3 PO 4, a tlenek Cl 2 O 7 odpowiada kwasowi HClO 4).
DO amfoteryczny tlenki obejmują te, które reagują z roztworami kwasów i zasad, tworząc sól i wodę. Związki tych tlenków z wodą - wodorotlenki - mogą mieć zarówno właściwości kwasowe, jak i zasadowe (na przykład tlenek amfoteryczny ZnO odpowiada zasadzie Zn (OH) 2, a kwasowi H 2 ZnO 2 - zmieniając kolejność pisania atomów w formuła często podkreśla funkcję związku).
Podczas interakcji tlenków kwasowych i zasadowych powstaje sól, której kation należy do tlenku zasadowego, a anion do tlenku kwasowego.
Tak więc charakterystyczną cechą tlenków jest ich zdolność do tworzenia soli. Dlatego takie tlenki tworzą sole. Wraz z tworzeniem soli są nietworzące soli lub obojętne tlenki, które nie tworzą kwasów isole. Przykładem jest CO, N 2 O NIE, .SiO.
Jeśli pierwiastek tworzy tlenki w wiele stopni utlenienia, to tlenki amfoteryczne oddzielają tlenki zasadowe i kwasowe, tak że tlenki odpowiadające gorszy stany utlenienia są podstawowy, A wyższy- kwaśny.
Na przykład mangan tworzy tlenki:
2 +3 +4 +6 +7
MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7
tlenki zasadowe kwaśne tlenki amfoteryczne
Dla chromu charakterystyczne są stopnie utlenienia: +2, +3 i +6.
tlenki CrO Cr 2 O 3 CrO 3
zasadowy kwas amfoterowy
Właściwości chemiczne tlenków
kwas zasadowy
1. Oddziaływanie tlenków zasadowych 1. Oddziaływanie tlenków kwasowych
z kwasami tworzącymi sól i wodę: z rozpuszczalnymi zasadami (zasadami)
CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O. z tworzeniem soli i wody:
CO2 + 2NaOH \u003d Na2CO3 + H2O.
2. Tlenki metali aktywnych oddziałują 2 Tlenki kwasowe oddziałują
działają z wodą tworząc wodę tworząc kwas:
zasady: Li2O + H2O \u003d 2LiOH. P2O5 + 3H2O \u003d 2H3PO4.
3. Tlenki zasadowe i kwasowe oddziałują ze sobą
z tworzeniem soli: CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.
amfoteryczny
Tlenki amfoteryczne reagują zarówno z kwasami, jak i zasadami, tworząc sól i wodę:
ZnO+ 2HCl=ZnCI 2 + H2O;
ZnO + 2NaOH \u003d Na2ZnO2 + H2O
lub ZnO + 2NaOH + H2O \u003d Na2.
Ze względu na rozpuszczalność w wodzie tlenki (i wiele innych substancji) dzielą się na rozpuszczalne i nierozpuszczalne. Nazywa się rozpuszczalne tlenki i inne substancje tworzące kwasy bezwodniki odpowiednie kwasy ( WIĘC 3 - bezwodnik siarkowy H2SO4 ; Cl 2 O 7 - bezwodnik HclO 4).
Przykład 7 Które z poniższych pierwiastków tworzą tlenki kwasowe:
Na, Zn, Ba, Ti, B? Zapisz wzory tych tlenków.
Rozwiązanie. Spośród wymienionych pierwiastków Na, Ba są typowymi metalami, dlatego tworzą podstawowe tlenki - Na 2 O, BaO;
Zn tworzy amfoteryczny tlenek o wzorze ZnO;
Bor jest niemetalem, dlatego jego tlenek B 2 O 3 jest kwaśny.
Tytan należy do metali przejściowych i może wykazywać stopnie utlenienia +2 i +4, dlatego na najwyższym stopniu utlenienia +4 tytan tworzy kwaśny tlenek TiO 2 .
Przykład 8 Dla wskazanych tlenków wskaż ich charakter i napisz wzory odpowiednich wodorotlenków: CaO, V 2 O 5, PbO, Li 2 O.
Rozwiązanie. CaO-tlenek wapnia jest tworzony przez metal, dlatego ma charakter zasadowy, dlatego odpowiada mu wodorotlenek-Ca (OH) 2;
Tlenek V 2 O 5 -wanadu (V) jest tworzony przez metal przejściowy na najwyższym stopniu utlenienia, dlatego jest tlenkiem kwasowym (bezwodnikiem). Odpowiedni wodorotlenek-kwas wanadowy-HVO3;
Tlenek ołowiu PbO jest tlenkiem amfoterycznym, dlatego odpowiada mu jako kwasH 2 PbO 2; i zasada-Pb(OH)2.
Li 2 O - tlenek litu - jest głównym tlenkiem, ponieważ jest tworzony przez metal i odpowiada mu podstawa LiOH.
Przykład 9 Podaj trzy przykłady reakcji pomiędzy tlenkiem pierwiastka II okresu a tlenkiem pierwiastka IV okresu.
Rozwiązanie. Aby oddziaływanie między dwoma tlenkami przebiegło, jeden z tlenków musi być zasadowy (lub amfoteryczny), a drugi kwaśny (lub amfoteryczny). W drugim okresie Li 2 O jest tlenkiem zasadowym, BeO jest tlenkiem amfoterycznym, CO 2 i N 2 O 5 są kwaśne. W czwartym okresie K 2 O, CaO, FeO są zasadowe, Cr 2 O 3 są amfoteryczne, As 2 O 5, CrO 3, SeO 3 są tlenkami kwasowymi. Równania:
CO2 + K2O \u003d K2CO3; BeO + CaO \u003d CaBeO 2; 3N 2 O 5 + Cr 2 O 3 \u003d 2 Cr (NO 3) 3.
wodorotlenki- substancje złożone, które zawierają jedną lub więcej grup hydroksylowych - E (OH) n, EO m (OH) n itp. Ta forma zapisu jest używana, jeśli chcesz podkreślić podstawowe właściwości wodorotlenku (NaOH, AlO ( OH), S02(OH)2). Jeśli chcesz podkreślić właściwości kwasowe, formuła jest zapisana w innej kolejności - H n EO m (HAlO 2, H 2 SO 4). Zasady amfoteryczne to tzw amfolity.
| " |
Tlenki tworzące sole:
1). Tlenki zasadowe to tlenki odpowiadające zasadom. Do głównych tlenków należą tlenki metali grupy 1 i 2 oraz metali drugorzędnych podgrup o wartościowości I i II (z wyjątkiem ZnO - tlenek cynku i BeO - tlenek berylu): tlenek litu Li 2 O; tlenek sodu Na2O; tlenek potasu K2O; tlenek miedzi CuO; tlenek srebra Ag2O; tlenek magnezu MgO; tlenek wapnia CaO; tlenek strontu SrO; tlenek cezu Cs2O; tlenek rtęci (2) HgO; tlenek rubidu Rb2O; tlenek żelaza (2) FeO; tlenek chromu CrO; tlenek niklu NiO.
2). Tlenki kwasowe to tlenki, którym odpowiadają kwasy. Tlenki kwasowe obejmują tlenki niemetali (z wyjątkiem nietworzących soli - obojętnych), a także tlenki metali drugorzędowych podgrup o wartościowości od V do VII:
tlenek węgla(IV) CO2 ; tlenek siarki (IV) SO2 ; tlenek siarki (VI) SO 3 ; tlenek krzemu(IV) SiO 2 ; tlenek fosforu(V) P 2 O 5 ; tlenek chromu(VI) CrO 3 ; tlenek manganu(VII) Mn 2 O 7 ; tlenek azotu N02; tlenki chloru Cl2O5 i Cl2O3.
3). Tlenki amfoteryczne to tlenki odpowiadające zasadom i kwasom. Utworzony przez metale przejściowe. Metale w tlenkach amfoterycznych zwykle wykazują stopień utlenienia od +3 do +4, z wyjątkiem ZnO, BeO, SnO, PbO: tlenek cynku ZnO; tlenek chromu(III) Cr2O3; tlenek glinu Al2O3; tlenek cyny(II) SnO; tlenek cyny(IV) SnO 2 ; tlenek ołowiu(II) PbO; tlenek ołowiu(IV) PbO 2 ; tlenek tytanu(IV) TiO 2 ; tlenek manganu(IV) MnO 2 ; tlenek żelaza(III) Fe2O3; tlenek berylu BeO.
Tlenki nietworzące soli
1). Tlenki nietworzące soli są tlenkami obojętnymi na kwasy i zasady. Należą do nich tlenki niemetali o wartościowości I i II:
tlenek węgla(II) CO; tlenek azotu (II) NO; tlenek azotu(I) N2O; tlenek krzemu(II) SiO, tlenek siarki(I) S 2O; tlenek wodoru H2O.
Podwaliny. Klasyfikacja podstawowa
Zasady nazywane są wodorotlenkami, które dysocjują (rozkładają się) na grupę hydroksylową i dodatnio naładowany kation. Ogólny wzór zasad to E(OH)m, gdzie m to stopień utlenienia metalu.
Klasyfikacja zasad według wytrzymałości:
1). Mocne podstawy.
Zasady rozpuszczalne w wodzie nazywamy alkaliami:
NaOH - wodorotlenek sodu (soda kaustyczna); KOH – wodorotlenek potasu (potaż żrący); LiOH - wodorotlenek litu; Ba(OH) 2 - wodorotlenek baru; Ca (OH) 2 - wodorotlenek wapnia (wapno gaszone).
2). Słabe podstawy:
Mg(OH) 2 - wodorotlenek magnezu; Fe (OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II); Zn(OH) 2 - wodorotlenek cynku; NH 4 OH - wodorotlenek amonu; A1 (OH) 3 - wodorotlenek glinu; Fe (OH) 3 - wodorotlenek żelaza (III) itp. (większość wodorotlenków metali).
Klasyfikacja zasad według rozpuszczalności
Bardziej akceptowalna jest klasyfikacja zasad według ich rozpuszczalności w wodzie.
1) Rozpuszczalne zasady. zasady to zasady rozpuszczalne w wodzie. Alkalia obejmują wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, CaOH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2.
2). Zasady nierozpuszczalne- są to tak zwane wodorotlenki amfoteryczne, które w interakcji z kwasami działają jak zasady, a z zasadami - jak kwasy.
Klasyfikacja zasad ze względu na liczbę grup hydroksylowych (OH):
1). Pojedyncze zasady kwasowe (n = 1)- jest to zasada, która zawiera jedną grupę - (OH): LiOH, KOH, NaOH, NH4OH.
2). Zasady dikwasów - (n = 2)- jest to zasada, która zawiera dwie grupy - (OH): Ba (OH) 2, Mg (OH) 2, Zn (OH) 2, Fe (OH) 2.
3). Zasady trójkwasowe - (n = 3)- jest to zasada, która obejmuje trzy grupy - (OH): Fe (OH) 3, A1 (OH) 3 itd.
Kwasy. Klasyfikacja kwasów
Kwas jest złożoną substancją, w której cząsteczce znajduje się jeden lub więcej atomów wodoru i reszta kwasowa. Kwasy klasyfikuje się według następujących kryteriów: a) na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce oraz b) na podstawie liczby atomów wodoru.
a) Klasyfikacja kwasów ze względu na obecność lub brak tlenu w cząsteczce:
1). Kwasy zawierające tlen: H 2 SO 4 - kwas siarkowy; H 2 SO 3 - kwas siarkawy; HNO 3 - kwas azotowy; H 3 PO 4 - kwas fosforowy; H 2 CO 3 - kwas węglowy; H 2 SiO 3 - kwas krzemowy; HClO 4 - kwas nadchlorowy; HClO 3 - trioksochloran wodoru (V) (kwas chlorowy); HClO 2 - dioksochloran wodoru (III) (kwas chlorawy); HClO - tlenochloran(I) wodoru (kwas podchlorawy); H 2 Cr 2 O 7 - diwodór heptaoksodichromianu (VI) (kwas dichromowy); H 2 S 4 O 6 - diwodoroheksaoksotetrasiarczan (kwas tetrationowy); H 2 B 4 O 6 - diwodór heksaoksotetraboranu (kwas tetrametaborowy); H oznacza heksahydroksoantybat(V) wodoru; H 3 PO 3 S - kwas tiofosforowy; HbSO3S - kwas tiosiarkowy; H 3 PO 3 - kwas fosforowy (fosfonowy).
2). Kwasy beztlenowe: HF - kwas fluorowodorowy; HCl - kwas solny (kwas solny); HBr - kwas bromowodorowy; HI - kwas jodowodorowy; H2S - kwas wodorosiarczkowy; HAuCl4 - tetrachloroaurynian(III) wodoru (kwas solny); HSCN - tiocyjanian; HN3 - kwas azydowy.
b) Klasyfikacja kwasów według liczby atomów wodoru:
1). Kwasy jednozasadowe- są to kwasy, które zawierają jeden jon (H +): HNO 3 - kwas azotowy; HF - kwas fluorowodorowy; HCl - kwas solny; HBr - kwas bromowodorowy; HI - kwas jodowodorowy; HClO 4 - kwas nadchlorowy; HClO 3 - trioksochloran wodoru (V) (kwas chlorowy); HClO 2 - dioksochloran wodoru (III) (kwas chlorawy); HClO - tlenochloran(I) wodoru (kwas podchlorawy); HAuCl 4 - wodór tetrachloroaurowany(III) (kwas moczowy); H oznacza heksahydroksoantybat(V) wodoru; HSCN - tiocyjanian.
2). Kwasy dwuzasadowe- są to kwasy, które zawierają dwa jony (H +): H 2 SO 4 - kwas siarkowy; H 2 SO 3 - kwas siarkawy; H2S - kwas wodorosiarczkowy; H 2 CO 3 - kwas węglowy; H 2 SiO 3 - kwas krzemowy; H 2 Cr 2 O 7 - diwodór heptaoksodichromianu (VI) (kwas dichromowy); H 2 S 4 O 6 - diwodoroheksaoksotetrasiarczan (kwas tetrationowy); H 2 B 4 O 6 - diwodór heksaoksotetraboranu (kwas tetrametaborowy); H 2 SO 3 S - kwas tiosiarkowy.
3). Kwasy trójzasadowe- są to kwasy, które zawierają trzy jony (H +): H 3 PO 4 - kwas fosforowy; H3BO3 - kwas borowy; H 3 AsO 4 - kwas arsenowy; H 3 PO 3 S - kwas tiofosforowy; H 3 AlO 3 - kwas ortoglinowy; H 3 PO 3 - kwas fosforowy (fosfonowy).
4). Kwasy wielozasadowe (wielozasadowe).- są to kwasy, które zawierają cztery lub więcej jonów (H +): H 4 SiO 4 - kwas ortokrzemowy; H 4 CO 4 - kwas ortowęglowy; H 4 P 2 O 7 - kwas difosforowy (pirofosforowy); H 6 P 6 O 18 - kwas heksafosforowy; H 6 TeO 6 - kwas tellurowy.
Inne klasyfikacje kwasów:
Siła kwasu:
Silne kwasy - dysocjują prawie całkowicie, stałe dysocjacji większe niż 1 .
10-3 (HN03); HC1; H2SO4);
Słabe kwasy - stała dysocjacji mniejsza niż 1 .
10 -3 (kwas octowy Kd = 1,7 .
10 -5).
Dla zrównoważonego rozwoju:
Kwasy odporne (H 2 SO 4);
Niestabilne kwasy (H 2 CO 3).
Poprzez przynależność do klas związków chemicznych:
Kwasy nieorganiczne: (HBr); (H2SO4);
Kwasy organiczne: (HCOOH,CH3COOH).
Według zmienności:
Kwasy lotne: (HNO 3 ,H 2S);
Kwasy nielotne: (H 2 SO 4).
Według rozpuszczalności w wodzie:
Rozpuszczalne kwasy (H 2 SO 4);
Nierozpuszczalne kwasy (H 2 SiO 3).
Sól.
Sole to substancje, w których atomy metali są związane z resztami kwasowymi. Wyjątkiem są sole amonowe, w których z resztami kwasowymi związane są nie atomy metali, ale cząsteczki NH4+, np. (NH4)2SO4 - siarczan amonu.
Klasyfikacja soli:
1). Średnie sole.
Średnie sole- są to substancje złożone, które w roztworach wodnych dysocjują na kationy metali i aniony reszt kwasowych, tj. są produktami zamiany wszystkich kationów wodorowych w cząsteczkach kwasu na kationy metali (Na 2 CO 3 , K 3 PO 4).
2). Sole kwasów.
Sole kwasów- są to produkty częściowego zastąpienia kationów wodorowych w kwasach kationami metali (NaHCO 3, KH 2 PO 4, K 2 HPO 4). Powstają, gdy zasadę zobojętnia się nadmiarem kwasu (czyli w warunkach braku zasady lub nadmiaru kwasu).
3). Sole zasadowe.
Sole zasadowe- są to produkty niepełnego zastąpienia grup hydroksylowych zasady (OH -) resztami kwasowymi (CuOH) 2 CO 3, CoNO 3 (OH). Powstają w warunkach nadmiaru zasady lub braku kwasu.
4). sole złożone.
Sole złożone- sole mające złożone kationy lub aniony, w których wiązanie jest utworzone przez mechanizm donor-akceptor. Złożone jony, łącząc się z innymi jonami, tworzą złożone sole, na przykład K 4, Cl, K 2, (Na 2) itp.
Klasyfikacja soli ze względu na liczbę kationów i anionów występujących w strukturze
Wyróżnia się następujące rodzaje soli:
1). Sole proste.
Sole proste- są to sole składające się z jednego rodzaju kationów i jednego rodzaju anionów (NaCl).
2). Sole podwójne.
podwójne sole są solami zawierającymi dwa różne rodzaje kationów. przykładami soli podwójnych są (KAl(SO 4) 2 .
12H 2 O) (ałun potasowy), KAl (SO4) 2 (siarczan glinowo-potasowy), MgK 2 (SO4) 2, AgK (CN) 2. Sole podwójne występują tylko w postaci stałej.
3). Mieszane sole.
sole mieszane to sole zawierające dwa różne aniony (Ca (OCl) Cl), Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2 [siarczan diamonowo-żelazowy (II)], LiAl (SiO 3) 2 (metakrzemian glinu-lit), Ca (ClO) Cl (chlorek wapnia-podchloryn), Na 3 CO 3 (HCO 3) (wodorowęglan sodu), Na 2 IO 3 (NO 3) (azotan sodu-jodan)
4). Sole uwodnione (hydraty krystaliczne).
Sole hydratów lub krystaliczne hydraty- są to sole, które zawierają cząsteczki wody krystalizacyjnej, na przykład Na 2 SO 4 · 10 H 2 O, CaSO 4 ·
2H2O (gips), MgCl2 ·
KCl ·
6H2O (karnalit), CuSO4 ·
5H2O (siarczan miedzi), FeSO4 ·
7H 2 O (siarczan żelazawy), Na 2 CO 3 ·
10H2O (soda krystaliczna).
5). sole wewnętrzne.
sole wewnętrzne- są to sole, które tworzą jony dwubiegunowe, czyli cząsteczki zawierające zarówno dodatnio, jak i ujemnie naładowany atom (+) NH 3 -CH 2 -COO (-) (jon dwubiegunowy aminokwasu glicyny), (+) NH 3-C 6H 4-SO 3 (-) (kwas sulfanilowy lub tauryna). Byczy- kwas sulfonowy powstający w organizmie z aminokwasu cysteiny.
Po pierwsze, wszystkie substancje nieorganiczne dzielą się na proste i złożone. Substancje proste to substancje składające się z atomów jednego pierwiastka chemicznego. Innymi słowy, jest to forma istnienia elementów w postaci swobodnej. Wszystkie inne substancje są złożone.
Prosty:
1) Niemetale: H 2, O 2, O 3, N 2, F 2, He itd. W sumie w układzie okresowym pierwiastków chemicznych znajdują się 22 niemetale. W normalnych warunkach mogą być w stanie stałym (I 2), ciekłym (Br 2) lub gazowym (H 2, O 2, F 2, Cl 2 i inne).
2) Metale: Na, Ag, Fe, Be i inne. Rtęć (Hg) jest jedynym ciekłym metalem.
Trudny:
1) Tlenki - związki składające się z dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen na -2 stopniu utlenienia.
- Główny
Tlenki metali na stopniu utlenienia +1 i +2 z wyjątkiem ZnO, BeO, PbO, SnO:
Li 2 O, Na 2 O, K 2 O, CaO, MgO, RaO, SrO itp. - Amfoteryczny
Tlenki metali na stopniu utlenienia +3 i +4 oraz ZnO, BeO, PbO, SnO:
ZnO, BeO, PbO, SnO, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3, MnO 2, PbO 2, SnO 2 itd. - Kwaśny
Tlenki metali na stopniu utlenienia +5, +6, +7, a także tlenki wszystkich niemetali oprócz CO, NO, N 2 O i SiO:
CO 2 , P 2 O 5 , SO 2 , SO 3 , NO 2 , CrO 3 itd. - Niesolotwórcze
CO, NO, N2O i SiO
2) Nadtlenki to złożone substancje, w których atomy tlenu są ze sobą połączone i znajdują się na -1 stopniu utlenienia.
- H 2 O 2 - nadtlenek wodoru (nadtlenek wodoru)
- Na 2 O 2 - nadtlenek sodu
- BaO 2 - nadtlenek baru
3) Wodorotlenki
- Zasady: rozpuszczalne (NaOH, KOH itp.) i nierozpuszczalne (Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Cr (OH) 2 itp.)
- Wodorotlenki amfoteryczne (Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Al (OH) 3, Fe (OH) 3, Cr (OH) 3 itd.)
- Kwasy zawierające tlen (HNO 3, H 2 SO 4, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 3 PO 4 itp.)
4) Sole - substancje złożone składające się z kationu(ów) metalu (lub kationu amonowego NH 4+) i anionu(ów) reszty kwasowej.
- Medium (NaNO 3, CaSO 4, Cu(NO 3) 2 itd.)
- Kwaśny - zawiera H (NaHSO 4, KHSO 3, CaHPO 4 itp.)
- Główne zawierają grupę OH ((CuOH) 2 CO 3, MgOHBr, ZnOHCl itp.)
- Podwójne - zawierają dwa rodzaje kationów (KAl (SO 4) 2)
- Mieszane - zawierają dwa rodzaje anionów (CaClBr)
- Kompleks - składa się z kationu i złożonego anionu (Na 2, SO 4, Cl itp.)
5) Binarne związki nieorganiczne
- Węgliki (CaC 2 , Al 4 C 3 itd.)
- Fosforki (Na 3 P, Ca 3 P 2 itd.)
- Krzemki (Mg 2 Si, Ca 2 Si itp.)
6) Związki wodoru (również związki dwuskładnikowe)
- Wodorki - związki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych z wodorem (NaH, CaH 2 itp.)
- Lotne związki wodoru - związki niemetali z wodorem (CH 4, SiH 4, NH 3, PH 3, H 2 O, H 2 S, HF, HCl, HBr i HI itp.)
„Klasyfikacja i nomenklatura związków nieorganicznych”
Najważniejszymi klasami związków nieorganicznych są tlenki, kwasy, zasady i sole.
Tlenki to złożone substancje składające się z dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia (-2).
Pisząc wzór tlenku, na pierwszym miejscu stawia się symbol pierwiastka tworzącego tlenek, a na drugim miejscu tlen. Ogólny wzór tlenków: Eh Oy.
Nadtlenki stanowią szczególną grupę tlenowych związków pierwiastków. Zwykle uważa się je za sole nadtlenku wodoru H2O2, który wykazuje właściwości słabo kwaśne. W nadtlenkach atomy tlenu są chemicznie związane nie tylko z atomami innych pierwiastków, ale także między sobą (tworzą grupę nadtlenkową - O - O -). Na przykład nadtlenek sodu Na2O2 (Na–O–O–Na) i tlenek sodu Na2O (Na–O–Na). W nadtlenkach stopień utlenienia tlenu wynosi (–1). Tak więc w nadtlenku baru BaO2 stopień utlenienia baru wynosi +2, a tlenu -1.
Nazwy tlenków
Nazwy tlenków zgodnie z zasadami nomenklatury tworzone są od słowa „tlenek” i nazwy pierwiastka tlenotwórczego w przypadku dopełniacza, na przykład CaO - tlenek wapnia, K2 O - tlenek potasu.
W przypadku, gdy pierwiastek ma zmienny stopień utlenienia i tworzy kilka tlenków, po nazwie tego pierwiastka należy podać jego stopień utlenienia cyfrą rzymską w nawiasie lub skorzystać z pomocy cyfr greckich (1-mono, 2-di, 3-trzy, 4-tetra, 5-penta, 6-heksa, 7-hept, 8-okta). Na przykład,
VO oznacza tlenek wanadu (II) lub tlenek wanadu;
V2 O3 – tlenek wanadu(III) lub tritlenek diwanadu; VO2 to tlenek wanadu (IV) lub dwutlenek wanadu; V2O5 to tlenek wanadu (V) lub pięciotlenek diwanadu.
Klasyfikacja tlenków
Ze względu na reaktywność tlenki można podzielić na tworzące sole i nie tworzące soli (obojętne). Z kolei tlenki tworzące sole dzielą się na zasadowe, kwaśne i amfoteryczne.
Tlenki tworzące sole |
Niesolotwórcze |
|||
Główny |
Kwaśny |
Amfoteryczny |
Tworzy niemetale z |
|
mały stopień |
||||
tworzą metale |
tworzą metale i |
Tworzy metale z |
||
utlenianie |
||||
ze stopniem utlenienia |
niemetale z |
mediator |
||
stan utlenienia |
stan utlenienia |
|||
Na przykład NO, CO, N2O, |
||||
Na przykład, |
||||
Li2O, CaO |
Na przykład, |
Na przykład, |
||
Ta grupa tlenków |
||||
Mn2O7, CrO3 |
ZnO, Al2O3 , SnO, BeO, |
|||
nie pokazuje żadnego |
||||
As2O3, Fe2O3 |
||||
zasadowy, nie kwaśny |
||||
właściwości i nie tworzą |
||||
tlenki zasadowe. Otrzymywanie podstawowych tlenków i ich właściwości chemiczne
Podstawowe tlenki to te, które mają zasady. Na przykład Na2O, CaO są tlenkami zasadowymi, ponieważ odpowiadają zasadom NaOH, Ca (OH) 2.
Otrzymywanie tlenków zasadowych
1. Oddziaływanie metalu z tlenem. Na przykład: 4 Li + O 2 → 2 Li2O.
2. Rozkład podczas ogrzewania związków tlenu: węglany, azotany, zasady. Na przykład:
MgCO3 ¾¾® MgO + CO2 - ;
2Cu(NO3 )2 ¾¾® 2CuO + 4NO2 - + O2 - ;
Ca(OH)2 ¾¾® CaO + H2O .
Właściwości chemiczne tlenków zasadowych
1. Interakcja z wodą. W stosunku do wody tlenki zasadowe dzielą się na rozpuszczalne i nierozpuszczalne. Rozpuszczalne są tlenki metali alkalicznych (Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O) i metali ziem alkalicznych (CaO, SrO, BaO). Rozpuszczając się w wodzie, tlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych tworzą rozpuszczalne w wodzie zasady, zwane alkaliami. Tlenki innych metali są nierozpuszczalne w wodzie. Na przykład:
Na2O + H2O → 2NaOH;
CaO + H2O → Ca(OH)2 .
2. Tlenki zasadowe reagują z kwasami, tworząc sól i wodę. Na przykład: CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
3. Tlenki zasadowe oddziałują z tlenkami kwasowymi, tworząc w ten sposób sól. Na przykład:
CaO + SO3 → CaSO4
Tlenki kwasowe. Otrzymywanie tlenków kwasowych i ich właściwości chemiczne
Tlenki kwasowe to te tlenki, które odpowiadają kwasom. Na przykład CO2 , P2 O5 , SO3 są tlenkami kwasowymi, ponieważ odpowiadają kwasom H2 CO3 , H3 PO4 , H2 SO4 .
Otrzymywanie tlenków kwasowych
1. Spalanie niemetalu. Na przykład: S+O 2 → S02 ;
2. Spalanie złożonych substancji. Na przykład: CH 4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O;
3. Rozkład podczas ogrzewania związków tlenu: węglany, azotany, wodorotlenki. Na przykład:
CaCO3 ¾¾® CaO + CO2 - ;
2AgNO3 ¾¾® 2Ag + 2NO2 - + O2 - .
Właściwości chemiczne tlenków kwasowych
1. Interakcja z wodą. Większość kwaśnych tlenków reaguje bezpośrednio z wodą, tworząc kwas. Jedynymi wyjątkami są tlenki krzemu (SiO2), telluru (TeO2, TeO3), molibdenu i wolframu (MoO3, WO3). Na przykład:
CO2 + H2O ↔ H2 CO3
2. Tlenki kwasowe reagują z zasadami tworząc sól i wodę. Na przykład: SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O
3. Tlenki kwasowe oddziałują z tlenkami zasadowymi, tworząc sól. Na przykład: 3CaO + P2O5 → Ca3 (PO4 )2
4. Lotne tlenki kwasów są zdolne do wypierania bardziej lotnych tlenków ze swoich soli. Na przykład nielotny kwaśny tlenek krzemu (IV) wypiera lotny kwaśny tlenek CO2 z jego soli СaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2 - .
Tlenki amfoteryczne
Tlenki amfoteryczne to te tlenki, które w zależności od warunków wykazują właściwości zasadowe lub kwasowe, czyli mają podwójne właściwości.
1. Tlenki amfoteryczne nie wchodzą w interakcje z wodą.
2. Tlenki amfoteryczne oddziałują z kwasami. Na przykład:
Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O
3. Tlenki amfoteryczne oddziałują z zasadami. Na przykład:
Al2O3 + 2 NaOH ¾¾® 2 NaAlO2 + H2O Al2O3 + 2NaOH + 3H2O ® 2Na
4. Tlenki amfoteryczne oddziałują z tlenkami zasadowymi i kwasowymi.
Al2 O3 + 3 SO3 ¾¾® Al2 (SO4 )3
Al2O3 + Na2O ¾¾® 2 NaAlO2
Wodorotlenki są złożonymi wielopierwiastkowymi związkami chemicznymi, które obejmują atomy dowolnego pierwiastka, tlenu i wodoru. Charakter chemiczny wodorotlenków zależy od właściwości ich odpowiednich tlenków. Dlatego wodorotlenki dzielą się na trzy duże grupy:
1. Hydraty kwaśnych tlenków, zwane kwasami, np. H 2 SO4 .
2. Hydraty tlenków zasadowych, zwanych zasadami, np. Ba(OH) 2 .
3. Hydraty tlenków amfoterycznych, zwane wodorotlenkami amfoterycznymi, np. Be(OH) 2 .
Zasady Zasady to elektrolity, które dysocjują w roztworze wodnym, tworząc
kation metalu (lub jon amonowy NH4 + ) i grupa hydroksylowa OH–. Nazwy bazowe
Ogólny wzór zasad: Me (OH) n. Według nomenklatury międzynarodowej nazwy zasad składają się ze słowa wodorotlenek i nazwy metalu. Na przykład NaOH to wodorotlenek sodu, Ca(OH)2 to wodorotlenek wapnia. Jeśli pierwiastek tworzy kilka zasad, wówczas nazwa wskazuje stopień jego utlenienia cyfrą rzymską w nawiasie: Fe (OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II), Fe (OH) 3 - wodorotlenek żelaza (III).
Oprócz tych nazw, dla niektórych z najważniejszych powodów używane są inne, głównie tradycyjne rosyjskie nazwy. Na przykład wodorotlenek sodu NaOH nazywa się sodą kaustyczną, wodorotlenek wapnia Ca (OH) 2 nazywa się wapnem gaszonym, KOH nazywa się żrącym potażem.
Liczba grup OH– zawartych w cząsteczce zasady określa jej kwasowość. Na tej podstawie zasady dzielą się na jednokwasowe (KOH), dwukwasowe (Cu (OH) 2), trójkwasowe
(Cr(OH)3).
Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie nazywane są alkaliami. Są to wodorotlenki alkaliczne i zasadowe
metale ziem: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2.
Metody otrzymywania alkaliów i zasad
1. Zasady rozpuszczalne w wodzie (zasady) otrzymuje się w reakcji metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych z wodą.
2Na + 2Н2O → 2NaOH + H2 -
2. Zasady rozpuszczalne w wodzie (zasady) otrzymuje się w reakcji tlenków metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych z wodą.
Na2O + H2O → 2NaOH
3. Zasady można otrzymać przez elektrolizę wodnych roztworów odpowiednich soli (na przykład wodorotlenek sodu można otrzymać przez elektrolizę roztworu soli NaCl).
2 NaCl + 2 H2 O → 2 NaOH + H2 - + Cl2 - Katoda: 2 H2 O + 2e– → H2 + 2 OH– Anoda: 2 Cl– – 2e – → Cl2
4. Słabo rozpuszczalne lub nierozpuszczalne w wodzie zasady otrzymuje się w reakcji roztworów odpowiednich soli z roztworami alkaliów. Na przykład:
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ¯ + Na2SO4
Właściwości chemiczne zasad
Podstawy są w większości przypadków ciałami stałymi. W odniesieniu do wody modny jest podział ich na dwie grupy: rozpuszczalne w wodzie - zasady i nierozpuszczalne w wodzie. Roztwory alkaliczne są mydlane w dotyku. Zmień kolor wskaźników: lakmus na niebieski, fenoloftaleina na szkarłatny, pomarańcz metylowy na żółty.
1. Własności elektrolityczne zasad. Jedną z najbardziej charakterystycznych właściwości zasad jest elektrolityczna zdolność do dysocjacji w stanie ciekłym. Podczas dysocjacji zasady powstaje grupa hydroksylowa OH–, a główną resztą jest kation.
Dysocjacja zasad zawierających jedną grupę hydroksylową OH– przebiega jednoetapowo:
KOH ↔ K+ + OH–.
Zasady zawierające kilka grup hydroksylowych w cząsteczce dysocjują stopniowo, ze stopniową eliminacją jonów OH–.
Kation powstały po usunięciu jednego lub więcej jonów wodorotlenkowych z cząsteczki wodorotlenku nazywany jest resztą główną. Liczba reszt zasadowych odpowiadających danemu wodorotlenkowi jest równa liczbie grup OH–hydroksy w składzie cząsteczki wodorotlenku.
Nazwa głównej pozostałości powstaje z rosyjskiej nazwy metalu w składzie pozostałości z dodatkiem słowa „jon”. Jeśli reszty zawierają jedną lub dwie grupy hydroksylowe, do nazwy metalu dodaje się przedrostek „hydroksyl” lub „dihydrokso”.
(mydlistość w dotyku, przebarwienia wskaźników, oddziaływanie z kwasami, tlenkami kwasów, solami) wynikają z obecności w ich składzie jonów wodorotlenkowych.
2. interakcja z kwasami. Jest to reakcja zobojętniania prowadząca do powstania soli.
i woda:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O.
3. Alkalia oddziałują z kwaśnymi tlenkami:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.
4. Alkalia oddziałują z roztworami soli. Ta interakcja jest przeprowadzana, jeśli po reakcji powstają słabo rozpuszczalne lub słabe zasady. Na przykład:
2 KOH + CuSO4 → Cu(OH)2 ¯ + K2SO4.
5. Po podgrzaniu nierozpuszczalne zasady rozkładają się na tlenek i wodę. Na przykład:
2 Fe(OH)3 ¾¾® Fe2O3 + 3 H2O.
Wodorotlenki amfoteryczne
Amfoteryczność wodorotlenków rozumiana jest jako zdolność słabo rozpuszczalnych wodorotlenków metali do wykazywania właściwości kwasowych lub zasadowych, w zależności od charakteru oddziaływania kwasowo-zasadowego. Następujące wodorotlenki są amfoteryczne: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 itd.
Formuła wodorotlenku amfoterycznego jest zwykle zapisywana zgodnie ze wzorem podstawowym Me (OH) n, ale można go również przedstawić jako kwas Hn MeOm. Na przykład, Zn(OH)2 oznacza wodorotlenek cynku lub H2ZnO2 oznacza kwas cynkowy; Al (OH) 3 - wodorotlenek glinu lub HAlO2 - kwas metaglinowy (H3 AlO3 - kwas ortoglinowy).
Właściwości chemiczne wodorotlenków amfoterycznych
Ze względu na swoją dwoistość wodorotlenki amfoteryczne mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami.
1. Podczas interakcji z mocnymi kwasami powstaje sól i woda; podczas gdy wodorotlenek amfoteryczny wykazuje właściwości zasadowe.
2. Podczas interakcji z mocnymi zasadami (zasadami) powstaje sól i woda; w tym przypadku wodorotlenek amfoteryczny wykazuje właściwości kwasowe iw równaniu należy zastosować jego formę kwasową.
H2 ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H2O
cynkian sodu
HAlO2 + NaOH ¾¾® NaAlO2 + H2O (fuzja)
metaglinian sodu 3. Z wodnymi roztworami zasad wodorotlenki amfoteryczne tworzą kompleksy
znajomości:
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2
Wodorotlenki amfoteryczne są związkami nierozpuszczalnymi. Otrzymywanie wodorotlenków amfoterycznych jest możliwe tylko pośrednio - poprzez oddziaływanie alkaliów z solami odpowiednich metali.
Kwasy Kwasy to elektrolity, które dysocjują w roztworach wodnych, tworząc kationy.
wodór H + i anion reszty kwasowej.
Nazwy kwasów
Ogólnie wzór kwasu zapisuje się jako Hm E lub Hm EON, gdzie E oznacza pierwiastek kwasotwórczy.
Ze względu na skład chemiczny, a mianowicie brak lub obecność atomów tlenu w cząsteczkach, kwasy dzielą się na zawierające tlen (H2SO4, HNO3) i beztlenowe (H2S, HF, HCl).
Kwasy mają tradycyjne i systematyczne nazwy zestawione zgodnie z zasadami nomenklatury IUPAC dla związków złożonych.
Tradycyjna nazwa kwasu składa się z dwóch słów. Pierwsze słowo to przymiotnik z rdzeniem z rosyjskiej nazwy pierwiastka kwasotwórczego, drugie to słowo „kwas”, na przykład kwas siarkowy, kwas azotowy. W nazwach kwasów zawierających tlen stosuje się następujące przyrostki wskazujące stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego:
- n, - ov, - ev - (najwyższy lub dowolny pojedynczy stopień utlenienia), jako HClO4 - nadchlorowy, H2 SO4 - siarkowy, HMnO4 - kwas nadmanganowy; H2 SiO3 to kwas metakrzemowy.
– novat - (pośredni stopień utlenienia +5), jako HClO 3 - chlorowy, HIO3 - jodowy, H2 MnO4 - kwas nadmanganowy.
– owist, – ist – (pośredni stopień utlenienia +3, +4), jak H 3 AsO3 - ortoarsenowy
kwas; HClO2 - chlorek; HNO2 - azotowy.
- nowatysta - (najniższy stopień dodatni +1), podobnie jak HClO - podchlorawy.
Jeżeli pierwiastek na tym samym stopniu utlenienia tworzy kilka kwasów zawierających tlen, wówczas do nazwy kwasu o mniejszej zawartości atomów tlenu dodaje się przedrostek „meta”, z największą liczbą – przedrostek „orto”: HPO3 - kwas metafosforowy, H3PO4 - kwas ortofosforowy (stopień utlenienia fosforu wynosi +5).
Nazwy kwasów beztlenowych |
pochodzi od nazwy niemetalu kończącego się na „o” i |
|||||
dodanie słowa wodór: |
||||||
HF - kwas fluorowodorowy lub fluorowodorowy |
||||||
HCl - kwas solny lub solny |
||||||
Nazwy kwasów i reszt kwasowych |
||||||
Nazwa kwasu |
pozostałość kwasu |
Nazwa |
||||
azotowy |
HNO2 |
NO2- |
Jon azotynowy |
|||
HNO3 |
NR 3- |
Jon azotanowy |
||||
ortourodzony |
H3BO3 |
BO3 3– |
Jon ortoboranowy |
|||
metakrzem |
H2SiO3 |
SiO3 2– |
Jon metakrzemianowy |
|||
mangan |
HMnO4 |
MnO4 - |
jon nadmanganianowy |
|||
ortoarsenowy |
H3 AsO4 |
AsO4 3– |
Jon ortoarsenianowy |
|||
ortoarsenowy |
H3 AsO3 |
AsO3 3– |
Jon ortoarsenitu |
|||
H2SO4 |
SO4 2– |
jon siarczanowy |
||||
siarkawy |
H2SO3 |
SO3 2– |
jon siarczynowy |
|||
Siarkowodór |
S 2– |
jon siarczkowy |
||||
tiosiarkowy |
H2S2O3 |
S2 O3 2– |
jon tiosiarczanowy |
|||
Węgiel |
H2CO3 |
CO3 2– |
jon węglanowy |
|||
Metafosforowy |
HPO3 |
PO3 - |
Jon metafosforanowy |
|||
ortofosforowy |
H3 RO4 |
RO4 3– |
jon ortofosforanowy |
|||
difosforowy |
H4 P2 O7 |
P2 O7 4– |
difosforan |
|||
(pirofosforowy) |
(pirofosforan) |
|||||
fosforowy |
H3PO3 |
PO3 3– |
Jon fosforynowy |
HClO4 |
ClO4 - |
jon nadchloranowy |
|
Chlorek |
HClO2 |
ClO2 - |
jon chlorynowy |
Chrom |
H2CrO4 |
CrO4 2– |
jon chromianowy |
Chlorek wodoru |
Cl– |
jon chlorkowy |
|
Bromowodorowy |
Br- |
jon bromkowy |
|
jodowodorek |
J- |
jon jodkowy |
|
Octowy |
CH3 COOH |
CH3 COO– |
Jon octanowy |
Cyjanowodór |
CN– |
jon cyjankowy |
Metody otrzymywania kwasów
1. Oddziaływanie tlenku kwasowego z wodą. Na przykład: SO2 + H2O → H2 SO3
Wyjątkiem są SiO2 , TeO2 , TeO3 , MoO3 , WO3 , które nie wchodzą w interakcje z wodą. 2. Jeśli tlenek kwasowy jest nierozpuszczalny w wodzie, otrzymuje się odpowiednie kwasy
pośrednio, a mianowicie przez działanie innego kwasu na odpowiednią sól. Na przykład:
Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3 ↓
3. Kwasy beztlenowe otrzymuje się przez oddziaływanie niemetali z wodorem, a następnie rozpuszczanie produktów w wodzie. Na przykład:
H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)
Właściwości chemiczne kwasów
Kwasy to ciecze (H2 SO4 , HNO3 ) lub ciała stałe (H3 PO4 ). Wiele kwasów jest dobrze rozpuszczalnych w wodzie. Wodne roztwory kwasów mają kwaśny smak i zmieniają kolor wskaźników: lakmus ma kolor czerwony, pomarańcz metylowy - różowy.
1. Elektrolityczne właściwości kwasów. Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej kwasy to substancje, które dysocjują w roztworach wodnych z utworzeniem jonów wodorowych H +, które określają wszystkie ogólne właściwości kwasów (kwaśny smak roztworów, zabarwienie czerwieni lakmusowej, interakcja z metalami itp.) .
Liczba jonów wodorowych kwasu, które można zastąpić kationami metali, określa zasadowość tego kwasu i liczbę etapów dysocjacji. Tak więc HCl, H2SO4, H3PO4 są przykładami jedno-, dwu- i trójzasadowych kwasów.
Dysocjacja jednozasadowego kwasu chlorowodorowego HCl zachodzi w jednym etapie: HCl ↔ H+ + Cl–
Odpowiada jednej reszcie kwasowej - jonowi chlorkowemu Cl–.
Kwas węglowy, będąc kwasem dwuzasadowym, dysocjuje w dwóch etapach z utworzeniem reszt kwasowych:
H2 CO3 |
↔ H+ |
HCO3 - |
jon wodorowęglanowy |
HCO3 - |
↔ H+ |
CO3 2– |
jon węglanowy |
Kwas ortofosforowy H3 PO4 dysocjuje w trzech etapach z utworzeniem trzech kwasów
resztki: |
|
H3 PO4 ↔ H+ + H2 PO4 - |
jon dihydroortofosforanowy |
H2 RO4 – ↔ H+ + HPO4 2– |
jon wodoroortofosforanowy |
HPO4 2– ↔ H+ + RO4 3– |
jon ortofosforanowy |
Jeśli reszta kwasowa zawiera jeden jon wodorowy, wówczas do jej nazwy dodaje się przedrostek „hydro”, jeśli dwa jony wodorowe - „dihydro”.
2. Interakcja z zasadami, w wyniku której powstaje sól i woda. HCl + NaOH → NaCl + H2O
3. Oddziaływanie z tlenkami zasadowymi.
2 HCl + CaO → CaCl2 + H2O
4. interakcja z solami. Kwasy reagują z solami, jeśli w wyniku ich działania
powstaje słabszy kwas, słabo rozpuszczalny lub lotny związek.
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl
4. Oddziaływanie kwasów z metalami (z tworzeniem soli i wydzielaniem wodoru).
2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −
Metale o standardowym potencjale elektrody większym niż wodór nie oddziałują z kwasami. W interakcji metali ze stężonym kwasem siarkowym, stężonym i rozcieńczonym kwasem azotowym wodór nie jest uwalniany.
Sole Sole to elektrolity, które dysocjują w roztworach wodnych, tworząc kationy.
reszty zasadowe i aniony reszt kwasowych. Wzory i nazwy soli
Skład soli opisuje wzór, w którym wzór kationu znajduje się na pierwszym miejscu, a wzór anionu na drugim miejscu. Nazwy soli tworzone są od nazwy reszty kwasowej (w mianowniku) i nazwy reszty zasadowej (w dopełniaczu), z których składa się sól. Stopień utlenienia metalu tworzącego kation podaje się cyframi rzymskimi w nawiasach, jeśli to konieczne. Na przykład K2S to siarczek potasu, FeSO4 to siarczan żelaza(II), Fe2(SO4)3 to siarczan żelaza(III).
Anion kwasu anoksycznego ma końcówkę „id”. Na przykład FeCl3 to chlorek żelaza (III). Nazwy soli kwasowych powstają w taki sam sposób, jak średnie, ale jednocześnie do nazwy anionu dodaje się przedrostek „hydro”, wskazujący na obecność atomów wodoru, których liczbę wskazuje Cyfry greckie: di, trzy itd. Na przykład: Fe (HSO4) 3 - wodorosiarczan
żelazo (III), NaH2 PO4 - diwodorofosforan sodu.
Nazwy soli zasadowych powstają w taki sam sposób, jak sole środkowe, ale jednocześnie do nazwy kationu dodaje się przedrostek „hydroksy”, wskazujący na obecność grup hydroksylowych, których liczba jest wskazana greckimi cyframi: di, trzy itd. Na przykład: (CuOH) 2 CO3 - węglan hydroksymiedzi (II), Fe (OH) 2 Cl - dihydroksychlorek żelaza (III).
Sole dzielą się na średnie, kwaśne i zasadowe.
Średnie (normalne) sole nie zawierają ani atomów wodoru, ani grup hydroksylowych w cząsteczce. Dysocjują prawie całkowicie (nie skokowo), tworząc kationy i aniony metali reszty kwasowej:
K2 S ↔ 2 K+ + S2– AlCl3 ↔ Al3+ + 3 Cl–
Średnie sole można otrzymać przez całkowite zastąpienie atomów wodoru w cząsteczkach kwasu atomami metali lub przez całkowite zastąpienie grup hydroksylowych w zasadach resztami kwasowymi. Na przykład:
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2 H2O
Sole kwasowe to sole, których reszta kwasowa zawiera wodór, na przykład KHS, Fe(HSO4)3. Takie sole dysocjują etapami. Najpierw (zgodnie z etapem I) sól zostaje całkowicie zdysocjowana na kationy i aniony metali reszty kwasowej:
KHS ↔ K+ + HS– (całkowita dysocjacja)
Następnie reszta kwasowa dysocjuje w mniejszym stopniu (częściowo), stopniowo odszczepiając kationy wodoru:
HS– ↔ H+ + S2– (dysocjacja częściowa)
Zgodnie ze swoimi właściwościami sole kwasów są związkami pośrednimi między średnimi solami a kwasami. Podobnie jak kwasy, są one zwykle dobrze rozpuszczalne w wodzie i zdolne do reakcji neutralizacji.
Sole kwasów powstają tylko z kwasów wielozasadowych w przypadku niepełnego zastąpienia w kwasie atomów wodoru atomami metalu (nadmiar kwasu). Na przykład:
NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O
wodorosiarczan sodu
Kwasy jednozasadowe (HCl, HNO3) nie tworzą soli kwasowych.
Sole zasadowe to sole, których kationy zawierają jedną lub więcej grup hydroksylowych,
na przykład (CuOH)2C03, (FeOH)Cl2.
Sole zasadowe, podobnie jak sole kwasów, dysocjują etapami. Zgodnie z pierwszym etapem następuje całkowita dysocjacja reszty głównej na kationy i aniony reszty kwasowej, a następnie częściowa dysocjacja reszty głównej. Na przykład węglan hydroksomeperu (II) całkowicie dysocjuje w pierwszym etapie:
(CuOH)2 CO3 ↔ 2 CuOH+ + CO3 2– , (całkowita dysocjacja)
następnie główna pozostałość częściowo dysocjuje jako słaby elektrolit na jony: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH– (dysocjacja częściowa)
Z reguły sole zasadowe są trudno rozpuszczalne i po podgrzaniu rozkładają się z uwolnieniem wody.
Sole zasadowe powstają tylko z zasad polikwasowych w przypadku niecałkowitego zastąpienia grup hydroksylowych zasady resztami kwasowymi (nadmiar zasady). Na przykład: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O
chlorek hydroksomagnezu
Zdobywanie soli
Średnie sole można otrzymać w wyniku interakcji substancji:
1. metal z niemetalem. Na przykład: Fe + S → FeS
2. metal z kwasem. Na przykład:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2-
3 Zn + 4 H2SO4(stęż.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2O
3. tlenek zasadowy z kwasem. Na przykład: CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
4. tlenek kwasowy z zasadami. Na przykład: KO 2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
5. zasady z kwasami (reakcja neutralizacji). Na przykład: Ca(OH) 2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O
6. dwie różne sole. Na przykład:
Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl
7. zasady z solami. Na przykład: 3 KOH + FeCl 3 → 3 KCl + Fe(OH)3 ↓
8. wypieranie metalu pasywnego z roztworu jego soli przez metal bardziej aktywny (zgodnie z serią naprężeń metalu). Na przykład:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
9. oddziaływanie tlenku kwasowego z tlenkiem zasadowym. Na przykład:
CaO + SiO2 → CaSiO3
Sole kwasów można otrzymać:
1. gdy zasada reaguje z nadmiarem kwasu lub tlenku kwasu. Na przykład: Pb(OH)2 + 2 H2SO4 → Pb(HSO4 )2 + 2 H2O
Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3 )2
2. w interakcji przeciętnej soli z kwasem, którego reszta kwasowa jest częścią tej soli. Na przykład:
PbSO4 + H2SO4 → Pb(HSO4 )2
Otrzymuje się sole zasadowe:
1. gdy kwas reaguje z nadmiarem zasady. Na przykład: HCl + Mg(OH) 2 → MgOHCl + H2O
2. w interakcji średniej soli z alkaliami:
Bi(NO3)3 + 2 NaOH → Bi(OH)2NO3 + 2 NaNO3
Sole kwaśne lub zasadowe powstają podczas hydrolizy średnich soli: Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH
Al2(SO4)3 + H2O → 2AlOHSO4 + H2SO4
Właściwości chemiczne soli
1. W szeregu standardowych potencjałów elektrod każdy poprzedni metal wypiera kolejne z roztworów ich soli. Na przykład:
Zn + Hg(NO3 )2 → Zn(NO3 )2 + Hg
2. Sole wchodzą w interakcje z alkaliami. Na przykład:
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4
3. Sole oddziałują z kwasami: CuSO 4 + H2S → CuS↓ + H2SO4
4. Wiele soli oddziałuje ze sobą:
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl
Układając równania chemiczne dla reakcji, należy pamiętać, że reakcja zachodzi, gdy jeden z powstałych produktów wytrąca się, wydziela się jako gaz lub jest lekko zdysocjowanym związkiem.
Przemiana soli kwaśnych i zasadowych w medium
1. Oddziaływanie soli kwasu z wodorotlenkiem tego samego metalu: KHSO4 + KOH → K2 SO4 + H2 O
2. Oddziaływanie soli kwasu z solą tego samego metalu, ale innego kwasu: KHSO4 + KCl → K2 SO4 + HCl
3. Termiczny rozkład soli kwasów:
Ca(HCO3 )2 → CaCO3 + CO2 − + H2O
4. Oddziaływanie soli zasadowej z odpowiednim kwasem: 2 FeOHSO4 + H2 SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2 O
Stan utlenienia
Przy klasyfikacji różnych substancji, formułowaniu związków chemicznych i opisywaniu ich właściwości wykorzystuje się charakterystykę stanu atomów pierwiastków – stopień utlenienia. Stopień utlenienia jest ilościową charakterystyką stanu atomu pierwiastka w związku.
Stopień utlenienia to warunkowy ładunek atomu w cząsteczce związku chemicznego, obliczony przy założeniu, że wszystkie cząsteczki związku chemicznego składają się z jonów, to znaczy wspólne pary elektronów przechodzą do najbardziej elektroujemnego pierwiastka.
Stopień utlenienia może być ujemny, dodatni lub zerowy. Stopień utlenienia jest oznaczony cyframi arabskimi ze znakiem (+) lub (-) przed liczbą i jest zapisany nad symbolem pierwiastka we wzorze związku chemicznego.
Ujemną wartość stopnia utlenienia przypisuje się atomowi, który przyciągnął do siebie elektrony, a jego wartość, równą liczbie przyciągniętych elektronów, oznacza się znakiem (-).
Dodatnia wartość stopnia utlenienia jest określana liczbą elektronów pobranych z danego atomu i oznaczana znakiem (+).
Przy obliczaniu stopni utlenienia atomów stosuje się następujący zestaw reguł:
1) w cząsteczkach prostych substancji stopień utlenienia atomu wynosi zero;
2) wodór w związkach z niemetalami ma stopień utlenienia (+1), z wyjątkiem wodorków, w których stopień utlenienia wodoru wynosi(–1);
3) tlen we wszystkich złożonych związkach ma stopień utlenienia(–2), z wyjątkiem OF2 i różnych związków nadtlenkowych.
4) fluor, jako najbardziej elektroujemny pierwiastek, we wszystkich związkach ma stopień utlenienia(–1);
5) halogeny w związkach z wodorem i metalami wykazują ujemny stopień utlenienia(–1) i dodatni z tlenem, z wyjątkiem fluoru.
6) wszystkie metale w ich związkach charakteryzują się jedynie dodatnimi stopniami utlenienia, w tym metale alkaliczne mają stopień utlenienia (+1), oraz ziemia alkaliczna -
7) suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce wynosi zero, suma stopni utlenienia wszystkich atomów w jonie złożonym jest równa ładunkowi tego jonu.
